5 Estrutura De Los Atomos
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×
 

5 Estrutura De Los Atomos

on

  • 12,024 views

 

Statistics

Views

Total Views
12,024
Views on SlideShare
11,855
Embed Views
169

Actions

Likes
0
Downloads
203
Comments
0

2 Embeds 169

http://lacienciadetercero.wordpress.com 160
http://www.slideshare.net 9

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

5 Estrutura De Los Atomos 5 Estrutura De Los Atomos Presentation Transcript

  • ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS
    • LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ATOMOS.
    • CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD.
    • MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS.
    • LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON El modelo atómico de Thomson , también conocido como el modelo del pudín , es una teoría sobre la estructura atómica propuesta por Joseph John Thomson, descubridor del electrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo , como las pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo.
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS CÓMO SE MIRA DENTRO DE LOS ÁTOMOS ¿SON LOS ÁTOMOS COMO BOLAS MACIZAS?
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS CÓMO SE MIRA DENTRO DE LOS ÁTOMOS ROMPER EL ÁTOMO
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS CÓMO SE MIRA DENTRO DE LOS ÁTOMOS Se le ocurrió “bombardear” los átomos de una lamina metálica con unos proyectiles más pequeños y “duros” que los átomos Ernest Rutherford
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Las partículas o rayos alfa (α) son núcleos totalmente ionizados de Helio 4 (4He). Es decir, sin su envoltura de electrones correspondiente. Estos núcleos están formados por dos protones y dos neutrones. Al carecer de electrones, su carga eléctrica es positiva, de +2qe de carga, mientras que su masa es de 4 uma Se generan habitualmente en reacciones nucleares o desintegración radiactiva de otros núcleos que se transmutan en elementos más ligeros mediante la emisión de dichas partículas. Rutherford utilizó como proyectiles unas partículas llamadas PARTÍCULAS ALFA ( α ) La desintegración alfa es una forma de desintegración radiactiva donde un núcleo atómico emite una partícula alfa y se transforma en un núcleo con 4 unidades menos de número másico y dos unidades menos de número atómico. Puede ser considerada como la emisión espontánea de núcleos de helio (en adelante partículas α) a partir de núcleos de átomos más pesados, mediante un procedimiento de fisión nuclear espontánea.
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Las partículas alfa no se ven Las partículas alfa, al chocar con una pantalla sobre la que se ha depositado pintura fosforescente, producen un pequeño destello luminoso
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD El emisor de partículas alfa (cañón) sería una pequeña cantidad de material radiactivo colocado en un orificio estrecho de un bloque de plomo. De este modo se absorbían todas las radiaciones excepto las que salían por la abertura,
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
    • RESULTADOS
    • La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse.
    • Algunas de estas partículas sufrían desviaciones, más frecuentes cuanto menor era el ángulo de desviación.
    • Raras veces, alguna partícula rebotaba en la lámina de oro y volvía hacia atrás.
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a través del modelo del pudín sin verse alteradas. Resultados observados: Una pequeña parte de las partículas eran desviadas, demostrando la existencia de un minúsculo volumen de carga positiva
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
    • Los átomos están básicamente vacíos; existen mucho más espacio vacío que ocupado por materia.
    • Dentro del átomo las cargas positivas y negativas están separadas entre si.
    • Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se aloja casi toda su masa y su carga positiva.
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
    • El átomo posee un núcleo central pequeño , con carga eléctrica positiva , que contiene casi toda la masa del átomo .
    • Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. Tienen una masa muy pequeña con carga eléctrica negativa (corteza).
    • La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
  • 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS UN ÁTOMO COMPLEJO PROTONES: Masa igual al átomo de hidrógeno y carga eléctrica positiva. NEUTRONES: Masa igual a los protones pero sin carga eléctrica. James Chadwick Ernest Rutherford
  • 2.CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD NÚMEROS ÁTOMICOS Es el número de protones que contiene un átomo (Z) Es el número de protones y de neutrones que contiene un átomo (A) El número de electrones que contiene un átomo es el mismo que el de protones, puesto que los átomos son neutros
  • 2.CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD LOS IONES En química, se define al Ion al átomo cargado eléctricamente. Esto se debe a que ha ganado o perdido electrones de su dotación, originalmente neutra, fenómeno que se conoce como ionización. Átomo neutro Ión positivo
  • 2.CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD LOS IONES Un átomo que pierde un electrón forma un ión de carga positiva, llamado catión ; un átomo que gana un electrón forma un ión de carga negativa, llamado anión .
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS INTRODUCCIÓN MASA ELECTRÓN MASA PROTÓN MASA NEUTRÓN MASA ÁTOMO
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS MASA ATÓMICA RELATIVA OXÍGENO NITRÓGENO AZUFRE HIERRO ALUMINIO COBALTO ORO MERCURIO CLORO HIDRÓGENO TODOS LOS ELEMENTOS QUÍMICOS TIENEN MASA DIFERENTES
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS MASA ATÓMICA RELATIVA Para conocer la masa de los átomos es necesario conocer cuantos átomos forman una molécula y cuántas moléculas hay en una determinada cantidad de materia John Dalton
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS MASA ATÓMICA RELATIVA La unidad de masa atómica (u) es la masa del átomo de hidrógeno = 1u = 6u
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS MASA ATÓMICA RELATIVA Masa atómica relativa del oxígeno : 16u PROTÓN 8u NEUTRÓN 8u ELECTRÓN (sin masa)
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS MASAS MOLECULARES H 2 O 1 MOLÉCULA DE AGUA ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA H 2 1u 2 O 1 16u 16 MASA MOLECULAR 18u
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS MASAS MOLECULARES 1 unidad de masa atómica = 1,66 x 10 -27 kg
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS ISÓTOPOS Se dice que dos átomos son isótopos o presentan una relación de isotopía cuando teniendo el mismo número atómico , es decir, el mismo número de protones en su núcleo, poseen distinto número másico , es decir, distinto número de neutrones en su núcleo.
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS ISÓTOPOS
  • 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS LOS ISÓTOPOS RADIACTIVOS Una de las aplicaciones de los isótopos es la fotografía de rayos gamma, al paciente se le inyecta un isótopo que emita radiación gamma y se recoge la radiación emitida de forma que se obtiene una foto de la zona deseada, como por ejemplo el cerebro que se observa en la fotografía.
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Los elementos químicos son sustancias formadas por átomos iguales El término elemento químico hace referencia a una clase de átomos, todos ellos con el mismo número de protones en su núcleo. Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico como aquella sustancia que no puede ser descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples.
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EL NOMBRE DE LOS ELEMENTOS Los nombres de los elementos proceden de sus nombres en griego, latín, inglés o llevan el nombre de su descubridor o ciudad en que se descubrieron Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’. Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego Helios). Se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la Tierra. Litio (Li): del griego lithos , ‘roca’. Escandio (Sc) de Scandia (Escandinavia). Germanio (Ge): de Germania (nombre romano de Alemania). Nobelio (No): en honor de Alfred Nobel. Bohrio (Bh): en honor a Niels Bohr. Curio (Cm): en honor de Pierre y Marie Curie.
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
    • PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS
    • Presentan aspecto y brillo metálicos.
    • Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son líquidos.
    • Son buenos conductores del calor y la electricidad.
    • Son dúctiles y maleables (hilarse y laminarse).
    • Suelen tener puntos de fusión y ebullición altos.
    • Pierden electrones formando cationes.
    • PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
    • Se presentan en los tres estados físico de agregación.
    • No posee aspecto ni brillo metálico.
    • Son malos conductores de calor y la electricidad.
    • No son dúctiles, ni maleables.
    • Ganan electrones formando aniones.
    mercurio azufre
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS Formó grupos de tres elementos con propiedades químicas semejantes a los que llamó triadas. Por ejemplo, el Cloro, el Bromo y el Iodo constituyen una triada; pues forman el mismo tipo de sales, el mismo tipo de ácidos; en fin, reaccionan de manera similar ante la misma sustancia. Döbereiner advirtió además que si se disponían los elementos de la triada en orden creciente de peso atómico, el promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de enmedio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Iodo los pesos atómicos son respectivamente 35.5, 80 y 127; si sumamos 35.5 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81.25, que es aproximadamente 80 (el peso del Bromo). Clasificó los elementos químicos según la masa atómica y propiedades semejantes J.W. Döbereiner Calcio 40 Cloro 35.5 Estroncio 87.6 Bromo 80 Bario 137.4 Yodo 127 Media 88.7 Media 81.2
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS Preparó en 1863 la primera tabla periódica de los elementos establecida según sus masas atómicas , y que señaló la “ley de las octavas” según la cual cada ocho elementos se tienen propiedades similares. J.W. Newlands H Li Be B C N O F Mg Al Si P S Na Cl Ca Cr Ti Mn Fe K
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS LAS PROPIEDADES DE LOS ELMENTOS, LO MISMO QUE LAS PROPIEDADES DE SUS COMPUESTOS, SON FUNCIÓN PERIÓDICA DE LAS MASAS ATÓMICAS DE LOS ELEMENTOS. Dimitri Ivanovich Mendeleiev
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS ELEMENTOS QUE ERAN SEMEJANTES ENTRE SÍ SE ENCONTRABAN EN UNA MISMA FILA HORIZONTAL Ti = 50 Zr = 90 ? = 180 V = 51 Nb = 94 Ta = 182 Cr = 52 Mo = 96 W = 186 Mn = 55 Rh = 104.4 Pt = 197.4 Fe = 56 Ru = 104.4 Ir = 198 Ni = Co = 59 Pd = 106.6 Os = 199 H = 1 Cu = 63.4 Ag = 108 Hg = 200 Be = 9.4 Mg = 24 Zn = 65.2 Cd = 112 B = 11 Al = 27.4 ? = 68 U = 116 Au = 197 ? C = 12 Si = 28 ? = 70 Sn = 118 N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210 ? 0 = 16 S = 32 Se = 79.4 Te = 128 ? F = 19 Cl = 35.5 Br = 80 I = 127 Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85.4 Cs = 133 Tl = 204 Ca = 40 Sr = 87.6 Ba = 137 Pb = 207 ? = 45 Ce = 92 ? Er = 56 La = 94 ? Yb = 60 Dy = 95 ? In = 75.6 Th = 118 ?
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS Químico alemán y gran perdedor en la carrera por la paternidad de la tabla periódica. En 1868 y trabajando de forma independiente, llegó a las mismas conclusiones que Mendeleiev e igualmente las reflejó en una tabla. Pero no llegó a publicarla. Y para cuando se decidió, en 1870, el ruso ya lo había hecho primero. Julius Lothar Meyer
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS EL NÚMERO ATÓMICO ES LA CARÁCTERÍSTICA DE LOS ELEMENTOS QUE MARCA LA PERIODICIDAD DE SUS PROPIEDADES. Los elementos se ordenan de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden creciente del valor de sus números atómicos
    • En una misma fila se disponen elementos con el mismo número de capas electrónicas y cuyas propiedades varían progresivamente.
    • En una misma columna se presentan elementos con propiedades parecidas y mismo número de electrones en la última capa.
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS MASA ATÓMICA Nº ELECTRONES EXTERNOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN PROPIEDADES METÁLICAS PERIODOS (FILAS) Aumenta de izquierda a derecha Aumenta en una unidad al pasar de un elemento al siguiente en un periodo Aumenta hasta la mitad del periodo para luego disminuir Aumentan de derecha a izquierda GRUPOS (COLUMNAS) Aumenta de arriba abajo Es el mismo para todos los elementos de un grupo Varían ligeramente de arriba abajo Aumentan de arriba abajo
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS Los elementos químicos situados en el mismo grupo del sistema periódico tienen propiedades químicas semejantes. Pero, ¿a qué se debe esta semejanza? Los electrones de los átomos se distribuyen en distintas capas o niveles energéticos . El nivel exterior se llama capa de valencia ; y en él se colocan los electrones de valencia . Los elementos de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia, por eso tienen propiedades químicas semejantes. Los electrones que ocupan la última capa de un átomo se denominan electrones de valencia , y son los responsables de las propiedades químicas del elemento. GRUPO DE LOS ALCALINOS ELEMENTO Z CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Litio (Li) 3 (2, 1 ) Sodio (Na) 11 (2, 8, 1 ) Potasio (K) 19 (2, 8, 8, 1 ) Rubidio (Rb) 37 (2, 8, 18, 8, 1 ) GRUPO DE LOS HALÓGENOS ELEMENTO Z CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Flúor (F) 9 (2, 7 ) Cloro (Cl) 17 (2, 8, 7 ) Bromo (Br) 35 (2, 8, 18, 7 ) Yodo (I) 53 (2, 8, 18, 18, 7 )
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. 2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles , que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f . 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s , 3 orbitales p , 5 orbitales d y 7 del tipo f . De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7). La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla: Niveles de energía 1 2 3 4 Subniveles s s p s p d s p d f Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 - 6 2 - 6 - 10 2- 6- 10- 14 Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32
  • 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales . Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.